CHƯƠNG 2
ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN, HỆ
THỐNG TUẦN HOÀN CÁC
NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
Sơ lược lòch sử phát triển HTTH
• * Cổ nhất: Aristotle phân loại vật chất làm 4 loại
chính: Khí, lửa, đất và nước.
• * Cùng thời, triết học Trung Hoa cũng phân vật chất
thành ngũ hành: Kim, mộc, thủy, hỏa, thổ.
• * Năm 1829, nhà bác học Đức, Johann Wolfgang
Dobereiner, đã nhóm 3 nguyên tố một và đưa ra luật
Nhóm ba: Nguyên tố ở giữa có khối lượng nguyên tử
bằng trung bình của hai nguyên tố lân cận. Ngay sau
đó các nhà khoa học khác phát triển thêm các nhóm
lớn hơn.
– Ví dụ: Nhóm Cl/Br/I , nhóm sulfur, oxy, selen và tellu, nhóm
nito, phospho, arsen, antimon, và bismuth và các nhóm
khác.
• Năm 1864-1865, nhà bác học người Anh, John
Newlands đã cố gắng sắp xếp các nguyên tố theo
nhóm 8 và đưa ra luật nhóm 8:
– Các nguyên tố hóa học sắp xếp theo trật tự tăng dần khối
lượng nguyên tử, tính chất các nguyên tố lặp lại từng nhóm
8 nguyên tố.
Ông sắp xếp các nguyên tố như sau:
Li
Na
K
Be
Mg
Ca
B
Al
C
Si
N
P
O
S
F
Cl
• Nhưng luật nhóm 8 của Newland sai do:
1. Không phù hợp với các nguyên tố có khối lượng nguyên
tử lớn hơn Ca.
2. Khi nhiều nguyên tố mới được phát hiện, như các khí trơ
He, Ne, Ar, thì không thích hợp theo sắp xếp này.
• Năm 1869 nhà bác học Nga Dmitri Ivanovich Mendeleev và
4 tháng sau, nhà bác học Đức Julius Lothar Meyer độc lập
đưa ra bảng tuần hoàn. Nhưng bảng của Mendeleev hoàn
chỉnh hơn và không có nhiều ngoại lệ như của Meyer. Bảng
của Mendeleev được chứng minh là đúng đắn dựa trên cấu
trúc điện tử về sau, cuối thế kỷ 19 đầu thế kỷ 20.
• Đònh luật tuần hoàn Mendeleev
• Tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất các hợp
chất của những nguyên tố hóa học phụ thuộc tuần hoàn
vào trọng lượng nguyên tử của các nguyên tố.
• Bảng hệ thống tuần hoàn ban đầu của Mendeleev có dạng
như sau:
Bảng này còn thiếu
nhiều nguyên tố , các
nguyên tố trong dấu
hỏi được Mendeleev
đề cập nhưng chưa
biết tên, sau này được
lắp vào.
Dmitri Ivanovich
Mendeleev
Bảng hệ thống tuần hoàn hiện đại
• Năm 1913 Henry Gwyn Jeffreys
Moseley (Anh, 1887-1915) qua
các nghiên cứu và thí nghiệm
của mình chứng minh rằng số
thứ tự nguyên tố (Z) bằng với
điện tích hạt nhân. Từ đó đònh
luật tuần hoàn phát biểu lại như
sau:
• Tính chất các đơn chất cũng
như dạng và tính chất các hớp
chất của những nguyên tố hóa
học phụ thuộc tuần hoàn vào
điện tích hạt nhân nguyên tử
các nguyên tố.
IA
1
1
3
4
5
6
7
III B
IV B
VB
VI B
VII B
VIII B
IB
II B
III A
IV A
VA
VI A
VII A
1
VIII A
2
H
H
He
1.008
1.008
4.0026
10
3
2
II A
4
5
6
7
8
9
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
6.939
9.0122
10.811
12.011
14.007
15.999
18.998
20.183
11
12
13
14
15
16
17
18
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
22.99
24.312
26.982
28.086
30.974
32.064
35.453
39.948
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
39.102
40.08
44.956
47.89
50.942
51.996
54.938
55.847
58.932
58.71
63.54
65.37
69.72
72.59
74.922
78.96
37
38
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
79.909
53
83.8
54
Rb
Sr
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
85.468
87.62
88.906
91.224
92.906
95.94
* 98
101.07
102.91
106.42
107.9
112.41
114.82
118.71
121.75
127.61
126.9
131.29
55
56
57
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
Cs
Ba
**La
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
132.91
137.33
138.91
178.49
180.95
183.85
186.21
190.2
192.22
195.08
196.97
200.29
204.38
207.2
208.98
* 209
* 210
* 222
87
88
89
104
105
106
107
108
109
110
111
112
113
114
115
116
Rf
Ha
Sg
Ns
Hs
Mt
* 261
* 262
* 263
* 262
* 265
* 268
* 269
* 272
* 277
58
59
60
61
62
63
64
65
Ce
Pr
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
140.12
140.91
144.24
* 145
150.36
151.96
157.25
158.93
162.51
164.93
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
Fr
* 223
Ra ***Ac
226.03 227.03
* Des ignates that **Lanthanum
all is otopes are
Series
radioactive
*** Actinium
Series
Uun Uuu Uub
Uut
Uuq Uup Uuh
*284
*285
*288
*292
Based on symbols used by ACS
66
67
68
69
S.M.Condren 2003
70
71
Tm
Yb
Lu
167.26
168.93
173.04
174.97
100
101
102
103
Th
Pa
U
Np
Pu
Am
Cm
Bk
Cf
Es
Fm
Md
No
Lr
232.04
231.04
238.03
237.05
* 244
* 243
* 247
* 247
* 251
* 252
* 257
* 258
* 259
* 260
• Cấu trúc Bảng Hệ thống tuần hoàn các nguyên
tố hóa học
– Chu kỳ: Có 7 chu kỳ từ 1 đến 7 (ứng với n=1 đến 7).
– Nhóm: Có 8 nhóm gồm có nhóm chính và nhóm phụ
(hay còn gọi là phân nhóm A và phân nhóm B).
Là vò trí cụ thể của mỗi nguyên tố trong bảng, là số
thứ tự nguyên tố trùng số Z, cũng là số electron trong
nguyên tử. (Về nguyên tắc, khi biết nguyên tố nằm ở ô
nào là xác đònh được cấu trúc electron nguyên tử).
– Ô:
• Chu kỳ
Khởi đầu chu kỳ là các nguyên tố kim loại kiềm (Li,
Na, K, Rb, Cs, Fr) kết thúc bằng những nguyên tố khí
trơ (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rr) (trừ chu kỳ 1).
Ba chu kỳ đầu là chu kỳ nhỏ, chỉ gồm một dãy nguyên
tố.
– Chu kỳ 1 gọi là chu kỳ đặc biệt, chỉ có H và He (1s1, 1s2).
– Chu kỳ 2, 3 gọi là chu kỳ điển hình, có 8 nguyên tố (2s1 đến
2s22p6).
Bốn chu kỳ còn lại gọi là chu kỳ lớn:
– Chu kỳ 4, 5 có 18 nguyên tố (8 nguyên tố phân nhóm chính
ns1 đến ns2np6, 10 nguyên tố phân nhóm phụ hay nguyên tố
chuyển tiếp ns2(n-1)d1-10).
– Chu kỳ 6 có 32 nguyên tố (8 nguyên tố phân nhóm chính 6s1
đến 6s26p6, 10 nguyên tố phân nhóm phụ 6s25d1-10 và 14
nguyên tố họ lantanit 6s24f1-14).
– Chu kỳ 7 về lý thuyết cũng có 32 nguyên tố nhưng chỉ mới
phát hiện 31 (7 chính, 10 chuyển tiếp và 14 actinit) gọi là
chu kỳ dở dang.
• Vào năm 2006, bảng chứa 117 nguyên tố hóa học đã
được xác nhận.
– 92 nguyên tố được tìm trong tự nhiên trong quả đất, còn lại
là các nguyên tố tổng hợp trong phòng thí nghiệm.
– Nguyên tố thứ 43 (technetium) và 61 (promethium), mặc dù
số thứ tự nhỏ hơn nguyên tố tự nhiên 92, uranium, cũng là do
tổng hợp.
– Nguyên tố 93 (neptunium) và 94 (plutonium) mặc dù được
xếp chung với các nguyên tố tổng hợp, nhưng thực ra được
tìm thấy trong vỏ quả đất dạng vết.
• Nguyên tố thứ 117 là ununseptium (Uus), nguyên tố thứ
118 dự kiến là Uuo (ununoctium).
• Một số nhận xét:
– Số thứ tự nguyên tố (ô) trùng với số điện tích hạt nhân Z.
– Số thứ tự chu kỳ trùng với số n (số lớp electron).
– Nguyên tố s (họ s) là các nguyên tố có electron cuối
cùng điền vào phân mức s ngoài cùng (kiềm, kiềm thổ),
có 2 nguyên tố s ở đầu chu kỳ.
– Nguyên tố p (họ p) có electron cuối cùng điền vào phân
mức p ngoài cùng, đó là 6 nguyên tố cuối chu kỳ.
– Giữa chu kỳ là 10 nguyên tố d có electron điền vào ON
(n – 1)d sau nguyên tố d thứ nhất là 14 nguyên tố f có
electron điền vào ON (n – 2)f.
• Nhóm
• Là dãy dọc các nguyên tố có tổng số electron hóa trị
bằng nhau và bằng số thứ tự của nhóm hay phân
nhóm.
• Phân nhóm chính: (A) Gồm các nguyên tố s hoặc p có
công thức electron ở lớp ngoài cùng tương ứng với nsx
hoặc ns2npx-2.
• Phân nhóm phụ: (B) gồm các nguyên tố d có công thức
electron lớp ngoài cùng (n-1)dx-2ns2, mỗi nhóm có 4
nguyên tố.
• Ngoại lệ:
• - Các nguyên tố ở nhóm VIII B (Co, Ni…) tuy có số electron
hóa trị cùng lớn hơn 8 (cụ thể 9, 10) vẫn được đặt vào nhóm
VIIIB (Fe, Co, Ni có cấu hình electron là 4s23d6,7,8), vì vậy
nhóm này có 12 nguyên tố.
• - Các nguyên tố lantanit và actinit có cấu tạo đặc biệt được
xếp vào nhóm IIIB (cấu hình electron lớp hóa trị là ns2(n2)f1-14.
• - Các ngun tố d có tổng electron hóa trị là 11 thuộc nhóm
IB, 12 thuộc nhóm IIB.
• - Các trường hợp gần cấu trúc bão hòa hoặc bán bão hòa
đều chuyển về đó.
(n-1)d4ns2 (n-1)d5ns1
(n-1)d9ns2 (n-1)d10ns1
• Cụ thể: Phân nhóm IB có (n-1)d9ns2 (n-1)d10ns1
Cấu trúc electron, nguyên tử và sự thay đổi tính chất
của các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn
• Bán kính nguyên tử và ion (r)
– Trong cùng chu kỳ: Từ trái sang phải bán kính nguyên tử
giảm, do Z tăng và n không đổi. Ở các chu kỳ lớn không
rõ ràng, do hiệu ứng chắn.
– Trong nhóm chính: Trên xuống bán kính nguyên tử tăng
do n tăng và hiệu ứng chắn chiếm ưu thế so với Z tăng.
– Phân nhóm phụ: Nguyên tố 1 đến nguyên tố 2 bán kính
nguyên tử tăng, sau đó hầu như không tăng.
– Bán kính ion có xu hướng biến thiên giống nguyên tử.
– Bán kính ion dương nhỏ hơn nguyên tử trung hoà.
– Bán kính ion âm lớn hơn nguyên tử trung hoà.
Biến thiên của bán kính nguyên tử theo số nguyên tố
Baùn kính nguyeân töû
• Năng lượng ion hóa (I hay EI)
– Là năng lượng cần thiết bứt một electron (khỏi nguyên tử
hay ion dương) để tạo ion dương (hay ion dương cao hơn) ở
trạng thái khí.
– Năng lượng ion hóa càng nhỏ thì càng dễ nhường electron,
do đó tính kim loại và khử tăng.
– Tách electron để tạo cation càng về sau càng khó.
• Ví dụ: Tách electron thứ hai cho ra X+2 có I2>>I1.
– Z tăng và hiệu ứng xâm nhập tăng dẫn đến I tăng.
– Trong 1 chu kỳ từ trái sang phải I tăng, tính kim loại giảm (Z
tăng).
– Hiệu ứng chắn tăng dẫn đến I giảm Từ trên xuống, phân
nhóm chính I giảm.
– Phân nhóm phụ I tăng (ít) do hiệu ứng xâm nhập tăng.
Naờng lửụùng ion hoựa vs. soỏ nguyeõn toỏ
Successive ionization energies (in kJ/mol)
Element
First
Second Third Fourth
Fifth
Sixth
Seventh
Na
496
4,560
Mg
738
1,450 7,730
Al
577
1,816 2,881
Si
786
1,577 3,228
4,354 16,100
P
1,060
1,890 2,905
4,950
6,270 21,200
S
999.6
2,260 3,375
4,565
6,950
8,490
27,107
Cl
1,256
2,295 3,850
5,160
6,560
9,360
11,000
Ar
1,520
2,665 3,945
5,770
7,230
8,780
12,000
11,600
• i lực electron (F hay Eea)
– Là năng lượng phát ra khi kết hợp một electron vào nguyên
tử trung hòa ở trạng thái khí, tạo ion âm.
• X0 + e X- F (Hay Eea),
–
–
–
–
F = Einitial – Efinal
Tính phi kim tăng ái lực electron (F) tăng.
Trong chu kỳ: Trái sang phải F tăng.
Phân nhóm chính: Từ trên xuống F giảm.
Clo có ái lực electron lớn nhất trong bảng HTTH.
• - Chú ý là ký hiệu quy ước cho Eea ngược với nhiệt
động học: Eea dương nghóa là năng lượng thoát ra từ
nguyên tử để tạo anion.
• - Tất cả các nguyên tố có Eea dương.
• - Chlorin có ái lực electron mạnh nhất, thủy ngân
thuộc loại yếu nhất.
• - Tổng quát, phi kim có ái lực electron lớn hơn kim
loại.
Eea ñöôïc tính baèng KJ/mol
1
H
73
He
*
2
Li
60
Be
*
B
27
C
122
N
*
O
141
F
328
Ne
*
3
Na
53
Mg
*
Al
42
Si
134
P
72
S
200
Cl
349
Ar
*
4
K
48
Ca
2
Sc
18
Ti
8
V
51
Cr
65
Mn
*
Fe
15
Co
64
Ni
112
Cu
119
Zn
*
Ga
41
Ge
119
As
79
Se
195
Br
343
Kr
*
5
Rb
47
Sr
5
Y
30
Zr
41
Nb
86
Mo
72
Tc
*
Ru
101
Rh
110
Pd
54
Ag
126
Cd
*
In
39
Sn
107
Sb
101
Te
190
I
295
Xe
*
6
Cs
46
Ba
14
*
Hf
Ta
31
W
79
Re
*
Os
104
Ir
150
Pt
205
Au
223
Hg
*
Tl
36
Pb
35
Bi
91
Po
At
Rn
*
7
Fr
Ra
**
Rf
Db
Sg
Bh
Hs
Mt
Ds
Rg
Ub
Uut
Uuq
Up
Uu
Uus
Uuo
* Lanthanides
La
45
Ce
92
Pr
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
99
Yb
Lu
33
** Actinides
Ac
Th
Pa
U
Np
Pu
Am
Cm
Bk
Cf
Es
Fm
Md
No
Lr
• Độ âm điện
– Cho biết khả năng một nguyên tử của một nguyên tố hút mật
độ electron về phía mình khi tạo liên kết với nguyên tử của
một nguyên tố khác.
– Độ âm điện tuyệt đối:
• Theo Mulliken = ½(I+F) (Robert Mulliken)
• Theo Pauling (Linus Pauling):
•
2
E E A B E AA .EBB A B
• Với và E tính bằng eV. EXY : năng lượng phân ly của XY
– lớn thì sự hút electron lớn.
– Trong chu kỳ: Trái sang phải X tăng.
– Trong nhóm: Từ trên xuống X giảm